MÖvzu giriş. Materiya. Kimya, yaranması, inkişaf tarixi, əsas kimya qanunları



Yüklə 5.01 Kb.
PDF просмотр
səhifə4/14
tarix04.12.2016
ölçüsü5.01 Kb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

atomun  bütün  xassələrini  ifadə  edən  ən  mühüm  bir  kəmiyyəti-  nüvənin  yükünü 
göstərir.  Bu  qanunauyğunluq  1912-ci  ildə  ingilis  alimi  Mozli  tərəfindən  təcrübi  yolla 
sübut  edilmişdir.  Mozli  göstərmişdir  ki,  Mendeleyev  Ar  və  K,  Te  və  İ,  Co  və  Ni 
elementlərinin  atom  kütlələrinin  artması  sırası  ilə  yerləşdirməsi  prinsipini  pozsa  da 
onların  xassələrinin  dəyişməsini  nəzərə  alaraq  yerləşdirilməsində  düzgün  hərəkət 
etmişdir.  Çünki  elementlərin  bütün  xassələri  onun  nüvəsinin  yükü  ilə  müəyyən  edilir. 
Buna əsasən dövri qanunun müasir tərifi belədir:  
        Elementlərin,  eləcə  də  onların  birləşmələrinin  forma  və  xassələri  nüvənin 
yükündən dövri sürətdə asılıdır. 
         Element  atomlarının  xassələrindəki  dövrilük  onların  ölçüləri  (atom  radiusu), 
ionlaşma  enerjisi,  elektrona  qohumluq,  elektromənfilik  və  oksidləşmə  dərəcəsi  ilə 
xarakterizə olunur.  
          

 
24
         Atomun  ölçüsü  və  atom  radiusu  –  atom  nüvəsi  ilə  valent  elektronu  arasındakı 
məsafədir,  hansı  ki,  dövr  üzrə  soldan  sağa  azalır,  qruplar  üzrə  isə  yuxarıdan  aşağı 
gəldikcə artır.  
         
         İonlaşma enerjisi – normal atomdan elektronu qoparmaq üçün sərf olunan enerji 
olub, Ev/atom və ya kC/mol ilə ifadə olunur.  
 
A
0
 + J 

 A
+
 + e
-
 
 
        Çoxelektronlu atomlarda ionlaşma enerjisi J
1
< J
2
< J
3
... ardıcıllığı ilə artır. Yəni, ilk 
elektronun  ayrılmasına  ən  az  enerji  sərf  olunduğu  halda,  növbəti  elektronların 
qoparılması  üçün  getdikcə  daha  artıq  enerji  sərfi  tələb  olunur.  İonlaşma  enerjisi 
dövrlərdə  soldan  sağa  artır.  Qruplarda  isə  yuxarıdan  aşağı  azalır.  Bu,  əlbəttdə  atom 
radiusunun dəyişməsilə izah edilə bilər.  
        
        Elektrona  qohumluq  –  normal  atoma  elektron  birləşərkən  ayrılan  enerjinin 
miqdarı ilə xarakterizə olunur və eV/atom,  
 
A
0
 + e


 A
-
 + E 
 
        Elektrona qohumluq dövrlər üzrə soldan sağa artır, qruplar üzrə yuxarıdan aşağı isə 
azalır.  
         
        Elektromənfilik  –  atomun  özünə  elektron  birləşdirməsi  qabiliyyəti  olub,  ilk  dəfə 
1932-ci  ildə  amerika  alimi  Polinq  tərəfindən  irəli  sürülmüşdür.  Elektromənfilik  (X) 
ionlaşma enerjisi (J) ilə elektrona qohumluğun (E) cəmilə xarakterizə olunur.  
 
X= J + E 
 
       Elektromənfilik  dövrlərdən  soldan  sağa  artır,  qruplarda  isə  yuxarıdan  aşağı  azalır. 
Elektromənfilik  metallarda  0,7─1,8,  qeyri-metallarda  1,8─4,0  intervalında  dəyişir. 
Elektromənfiliyi ən böyük olan element flüordur.  
      
        Oksidləşmə  dərəcəsi  –  element  atomunun  şərti  yükünü  ifadə  edir.  (Digər 
bölmələrdə ətraflı danışılır). 
 
 
 
ƏDƏBİYYAT 
 
1.  Ş. Musayev və başq. Ümumi kimya. I hissə. “Maarif” nəşr, Bakı. 1989. 
2.  Ə.  Əliyev  və  başq.  Ümumi  və  qeyri-üzvi  kimya.  “Maarif”  nəşr,  Bakı. 
1987.  
3.  Z. Qarayev. Qeyri-üzvi kimya. “Maarif”, nəşr, Bakı. 1983. 
4.  Kimya vəsaiti. Bakı. 1983. 

 
25
5.  R.  Mustafayev,  L.  Quliyeva.  Qeyri-üzvi  birləşmələrin  kimyəvi 
xassələri. Bakı.  2005.   
Mövzu 4.  
Kimyəvi rabitə 
P l a n 
 
 
1.  Kimyəvi rabitə haqqında təlim. 
2.  Kimyəvi rabitənin tipləri: molekuldaxili və molekullararası. 
3.  Molekuldaxili kimyəvi rabitənin növləri: ion, kovalent metal rabitəsi. 
4.  Kovalent  rabitənin  əmələgəlmə  mexanizmi:  mübadilə  və  donor-akseptor 
mexanizmi. 
5.  Kovalent rabitənin xarakterik xassələri; rabitənin uzunluğu, rabitənin enerjisi, 
doymuşluq, rabitənin istiqamətliliyi. 
6.  Hibridləşmə və növləri. 
7.  Molekullararası kimyəvi rabitə və növləri:  
   a) Elektrostatik qarşılıqlı təsir və tipləri. 
  
   b) Donor-akseptor qarşılıqlı təsir. 
   c) Hidrogen rabitəsi, tipləri: molekullararası və molekuldaxili 
8.  Kristal qəfəsin tipləri: atom, molekul, ion, metal. 
9.  Maddənin kristal və amorf halı. Polimorf və izomorf maddələr 
 
 
 
Kimyəvi rabitə və tipləri.
 
 
 
Kimyəvi rabitə haqqında təlim müasir kimyanın əsas problemlərindən biridir. Bu 
təlimi bilmədən  
 
 
 
a) kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsini 
b) birləşmənin fiziki-kimyəvi xassələrini 
c) birləşmənin quruluşunu 
d) reaksiya qabiliyyətini və s. 
anlamaq qeyri mümkündür.  
          Kimyəvi  rabitə  atomların  qarşılıqlı  təsiri  nəticəsində  yaranır.  Bu  zaman  əmələ 
gələn  molekulların  təbiəti  kimyəvi  rabitənin  növündən  asılı  olur.  Çünki  kimyəvi 
rabitənin  əmələ  gəlməsi  sistemdə  qarşılıqlı  təsirdə  olan  atomların  potensial  enerjisinin 
azalması hesabına başa gəlir. 
         Kimyəvi  rabitə  əmələ  gələrkən  ayrılan  enerji  əmələgəlmə  enerjisi,  bu  rabitənin 
qırılmasına tələb olunan enerji isə parçalanma enerjisi adlanır. 
         Kimyəvi rabitənin 2 əsas tipi var: 
1.  Molekuldaxili kimyəvi rabitə  
2.  Molekullararası kimyəvi rabitə   
 
        Molekuldaxili kimyəvi rabitə 3 növə bölünür: 
1.  İon rabitəsi       

 
26
2.  Kovalent rabitə   
3.  Metal rabitəsi   
      İon rabitəsi . İon rabitəsi elektromənfiliyinə görə bir-birindən kəskin fərqlənən 
atomlar  arasında,  yəni  aktiv  metallarla  aktiv  qeyri-metallar  arasında  əmələ  gəlir.  İon 
rabitəsinin  əmələgəlmə  mexanizmi  1916-cı  ildə  alman  alimi  V.  Kosselin  irəli  sürdüyü 
heteropolyar  nəzəriyyə  əsasında  izah  olunur.  Bu  nəzəriyyəyə  görə  ion  rabitəsi 
elektronun  bir  atomdan  başqa  atoma  keçdiyi  zaman  yaranır  və  nəticədə  hər  iki  atom 
qonşu təsirsiz qazın davamlı konfiqurasiyasını yaradır. Belə ki, xarici elektron təbəqəsi, 
elektron  verən  atom  üçün  özündən  əvvəl,  elektron  qəbul  edən  atom  üçün  isə  özündən 
sonra  gələn  təsirsiz  qazın  elektron  konfiqurasiyasına  malik  olur.  Misal  olaraq  NaCl 
molekulunun  əmələ  gəlməsini  nəzərdən  keçirək:  natrium  və  xlor  atomlarının  quruluşu 
aşağıdakı kimidir: 
 
 
 
 
 
Na  +11     2,8,1     və Cl  +17    2,8,7  
 
Buradan  aydın  olur  ki,  natrium  və  xlor  atomları  tamamlanmamış  energetik 
səviyyəyə  malikdir. Bunların öz energetik vəziyyətlərini tamamlaması üçün, natriumun 
1  elektron  verməsi  7  elektron  almasından  daha  asandır.  Bununla  əlaqədar  olaraq,  xlor 
atomunun  1  elektron  qəbul  etməsi,  7  elektron  verməsindən  daha  asandır.  Deyilənləri 
sxematik olaraq aşağıdakı kimi yazmaq olar: 
 
 
 
 
Na – e
-
 = Na
+  
 
 
 
 
Na
+11
   
2   8   1
 – 1e
-
 = + 11)   
 
2 8 0   
 
 
 
 
 
Cl + e
-
 = Cl

 
 
 
 
 
 
 
 
Cl
+17 
  
2   8   7
 + 1e
-
 
=  17 )      
2
  8
 

 
 
Nəticədə natrium ionu xlor ionunu cəzb edir və NaCl molekulu əmələ gəlir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na
+  
+Cl
-
 = NaCl 
 
İonların  bir-birini  cəzb  etməsi  yolu  ilə  əmələ  gələn  birləşmələrə  heteropolyar  və 
yaxud ion birləşmələri deyilir. 
Elektrostatik  cazbetmə  ilə  əmələ  gələn  ionlar  arasındakı  kimyəvi  rabitəyə  elek-
trovalent və ya ion rabitəsi deyilir.  
İon  rabitəli  birləşmələr  qələvi  və  qələvi-torpaq  metalları  ilə  halogenlər  arasında 
daha  asan  əmələ  gəlir.  Burada  da  yenə  atomlar  arasında  yaranan  rabitə  bütünlüklə  ion 
rabitəsi olmur. Məsələn, rentgenoqrafik tədqiqatlara əsasən müəyyən edilmişdir ki, LİF  
molekulunda  elektron  buludunun  təxminən  0,1  hissəsi  ionlararası  sərhəddə  qalır. 
Deməli,  litiumla  flüor  arasında  yaranan  rabitənin  90%  -i  ion,  10%-i  isə  kovalent 

 
27
rabitədən  ibarətdir. Odur  ki,  həmin  ionların   faktiki  yükü +1  və -1 deyil, +0,9  və -0,9-
dur. Buna effektiv yük deyilir. 
Kimyəvi  rabitənin  öyrənilməsində  Kosselin  nəzəriyyəsi  böyük  rol  oynamışdır. 
Buna  baxmayaraq  hazırda  onun  tətbiqi  məhduddur.  Belə  ki,  müəyyən  edilmişdir  ki, 
kimyəvi  rabitənin  davamlı  olması  üçün  səkkiz  elektronlu  konfiqurasiya  heç  də  zəruri 
deyil.  Həqiqətən  də  reaksiya  nəticəsində  əmələ  gələn  bir  çox  yollar  məlumdur  ki, 
onların  xarici elektron  təbəqəsindəki elektronların sayı səkkiz, səkkizdən az, on səkkiz 
və  ya  on  səkkizdən  azdır.  Məsələn,  ikivalentli  manqan  və  sink  ionlarının  elektron 
konfiqurasiyası  uyğun  olaraq  belədir:    Mn  2)  8)  13),  Zn  2)  8)  18).  Bu  ionlar  nəinki 
birləşmədə, hətta məhlulda belə davamlıdır. 
Kovalent rabitə (kovalent-ümumiləşmiş deməkdir). Kovalent rabitə nəzəriyyəsinin 
də əsasını  ion rabitəsində olduğu kimi davamlı  8-elektronlu təbəqənin  yaranması təşkil 
edir.  Lakin  burada  ion  rabitəsindən  fərqli  olaraq  davamlı  elektron  təbəqəsi  yaranarkən 
elektron mübadiləsi baş vermir, hər iki atom üçün eyni olan ümumi ortaq elektron cütü 
yaranır. 
Kovalent  rabitə  başlıca  olaraq  qeyri-metal  atomları  arasında  yaranır.  Bu  atomlar 
eyni  yaxud  müxtəlif  elementlərə  məxsus  ola  bilər.  Buna  görə  kovalent  rabitəni  2  tipə 
ayırırlar:  
1.  Qeyri-polyar kovalent rabitə (QPKR) 
2.  Polyar kovalent rabitə 
QPKR-yaranmasında  eyni  elmentin,  PKR-nin  yaranmasında  isə  müxtəlif 
elementlərin atomları iştirak edir. Kosselə görə H
2
, N
2
, Cl
2
, H
2
O, CH
4
 və s. molekulların  
əmələ gəlmə mexanizmi izah edilmir. Bu molekulların mövcud olmasını əsaslandırmaq 
üçün  amerika  alimi    C.Lyuis  1916-ci  ildə    öz  nəzəriyyəsini  irəli  sürmüşdür.  Onun  bu 
nəzəriyyəsində  rabitənin  əmələ  gəlməsinin  əsasını  təsirsiz  qazlarda  olduğu  kimi  8 
elektronlu  (okted)  təbəqənin  yaranması  təşkil  edir.  Lakin  Lyuisə  görə  bu  zaman,  yəni 
belə halda rabitə, atomlar arasında əmələ gələn bir və ya bir neçə elektron cütü hesabına 
yaranır. Daha doğrusu ion rabitəsindən fərqli olaraq davamlı təbəqə yaranarkan elektron 
mübadiləsi baş vermir, hər iki atom üçün  eyni olan ümumi ortaq elektron cütü yaranır  
və  bunun  hesabına  atomlar    rabitə  saxlayır.  Bunu  xlor  molekulunun  əmələ  gəlməsi 
misalı əsasında izah edək. 
Aydın  olmaq  üçün  xlor  atomunun  xarici  elektronlarını  nöqtələrlə  göstərək  
(:




Cl
·),xlor  atomlarının  hər  biri  bir  elektron  ortaya  qoyur  və  həmin  elektronlar  hər  iki 
xlor  atomu  üçün  ortaq  elektronlar  olur  və  xlor  atomlarının  hər  iki  nüvəsinin  ətrafında 
fırlanır.   
                       
                                 :




Cl
· + ·




Cl
: ═   :




Cl
 :




Cl

və ya Cl-Cl (Cl
2

 
          İkiqat və üçqat rabitəli atomlarda ortaq elektronların sayı 4 və 6 
 olur. 
 
 
            :



O
· + ·



O
:  ═    ·




O
: : 




O
:   
və yaxud O=O (O
2


 
28
 
           :


N
· +  ·


N
: ═     : N

 

 N:  
və ya N        N (N
2

 
          Atomların  arasındakı  rabitələrin  sayı  artdıqca  molekulun  davamlılığı  artır.  Eyni 
adlı  iki  atoma  məxsus  olan  ortaq  elektron  cütü  vasitəsilə  əmələ  gəlmiş  molekullara 
homopolyar  (qeyri-polyar)  və  ya  atom  birləşmələri  deyilir.  Ortaq  elektron  cütü 
vasitəsilə  əmələ  gələn  kimyəvi  rabitəyə  kovalent  və  ya  atom  rabitəsi  deyilir.  Qeyri-
polyar rabitələrdə elektron cütü hər iki atoma eyni cür mənsub olur.  
          Kovalent  rabitə  möhkəm  olur,  lakin  bu  tip  birləşmələri  qızdırdıqda  parçalanır. 
Kovalent  rabitə  polyar  xarakterdə  ola  bilər.  Bu  zaman  polyar  rabitələrdə  elektron  cütü 
birləşməni  əmələ  gətirən  atomlardan  birinə  daha  çox  meyl  edir.  Bu  tip  birləşmələrə 
HCI, H
2
O, HNO
3
 və s. misal göstərmək olar.  
         HCI molekulunun əmələgəlmə mexanizmini aşağıdakı sxem ilə göstərmək olar:  
 
    H· + ·




CI
: =   H :




CI

 
 Göründüyü kimi burada elektron cütü xlor atomuna doğru meyl edir.  
 Müəyyən şəraitdə polyar  rabitələr  ion rabitəsinə çevrilə  bilər, başqa sözlə,  ümumi 
olan  elektron  cütü  tamamilə  atomlardan  birinə  keçə  bilər.  Məsələn,  hidrogen  –xloridin 
suda həll edilməsində olduğu kimi. Elektron cütünün bir tərəfə doğru meyl göstərməsi, 
molekulda  müsbət  və  mənfi  yüklərin  qeyri-simmetrik  paylanmasına  səbəb  olur. 
Bununla  əlaqədar  olaraq,  molekulun  bir  qütbündə  müsbət,  digərində  isə  mənfi  yüklər 
olur. Belə molekullar polyar-dipol (müsbət və mənfi qütblərdən ibarət) adlanır. 
Qeyri-polyar  molekulda  elektrik  yükləri  simmetrik  paylanmış  olur.  Buraya,  yəni 
belə molekullara H
2
, CI
2
, F
2
, N
2
, O
2
, CO
2
, CH
4
, C
6
H
6
 və s. aiddir.  
Kovalent rabitə iki mexanizm üzrə əmələ gəlir:  
1. Mübadilə mexanizmi 
2. Donor-akseptor mexanizmi 
 
Yuxarıda qeyd olunan QPKR və PKR-lər mübadilə mexanizmi üzrə yaranır.  
Donor-akseptor  mexanizmi  ilə  əmələ  gələn  birləşmənin  xarakter  nümunəsi  kimi 
NH

4

BH

4

PH

4
 ionlarının yaranmasını göstərə bilərik.  
 
                                                  

                        

       


:




N
: + 

+
 

   

:





:

 
                                                  

                        

     
 
 
 
 
 
 
    

                          

        
– 
 
 
 
 

:





 + : 


 

   









          və s. 
 
 
 
 
    

                          

  

 
29
Rabitə  əmələ  gətirərkən  öz  elektron  cütünü  verən  atom  (N,  : 


)  ─  donor,  bu 
elektron  cütünü  alan  atom  (




)  ─  akseptor  adlanır.  Kovalent  rabitənin  belə  növü 
donor-akseptor  rabitəsi  (DAR)  adlanır.  DAR-nin  təbiətini  Verner  (alman,  1893) 
öyrənmişdir.  
Üç  və  daha  çox  elementdən  ibarət  olan  birləşmələrdə  kimyəvi  rabitələr  də  qarışıq 
tipli  ola  bilər.  Məsələn,  Na
2
SO
4
  molekulunda  natriumla  oksigen  arasında  rabitə  ion, 
oksigen ilə kükürd arasında rabitə isə kovalent rabitədir.  
Metal H
2
 rabitəsi (polyar rabitə) . 
 
 
 
 
 
 
 
                          
 
 
 
 
 
 
 
 

a ─

             

 
 
 
 
 
 
 
 
 
                  
S
  
 
 
 
 
 
 
 
 

a ─

 
   

 
      Polyar  rabitə  və  polyar  molekul  anlayışlarını  bir-birindən  ayırmaq  (fərqləndirmək) 
lazımdır.  İki  atomlu  molekullarda  bu  anlayışlar  uyğun  gəlir.  Məsələn,  HCl  molekulu 
buna misal ola bilər.  Üç atomlu  molekullarda isə rabitə polyar olduğu halda , molekul 
qeyri-polyar  ola  bilər.  Məsələn,  CO
2
  molekulunda  rabitə  polyar,  molekul  isə  xətti 
quruluşa malik olduğundan qeyri-polyar olur.  
 
 
                                           








O
C
O
::
::
           O═   C  ═ O 
 
 
Kovalent  rabitənin  xarakter  xassələri  aşağıdakılardır:    rabitənin  uzunluğu,  rabitə 
enerjisi, doymuşluq, rabitənin istiqamətliliyi.  
 
Rabitənin uzunluğu -  atom nüvələri arasındakı məsafədir.  
 
Rabitə enerjisi – rabitəni qırmaq üçün sərf olunan enerji miqdarıdır. 
 
Doymuşluq  –  atomun  müəyyən  sayda  rabitə  əmələ  gətirə  bilmək  qabiliyyətidir. 
Məs, H-1, C-4 və s. rabitə əmələ gətirir. 
 
 
Rabitənin istiqamətliliyi – molekulun fəza quruluşunu müəyyən edir. 
 
HCl molekulunun əmələ gəlməsində  H-atomunun  s, xlor atomunun bir p-orbitalı 
iştirak  edir.  Molekul  xətti  formadadır.  Su    molekulu  bucaq,  NH
3
  molekulu    piramida, 
CH
4
 molekulu tetraedrik formadadır.  
 
Atom  orbitallarının  örtülməsi,  istiqaməti  və  simmetriyasından  asılı  olaraq 
rabitələr 

 ( siqma) , 

(pi) və 

(delta) tiplərə bölünür. 
 

-  rabitə-orbitalların  düz  xətt  boyunca  atom  nüvələrini  birləşdirilməsi 
nəticəsində əmələ gəlir: s-s, s-p, p-p, p-d və s. 
 

rabitə orbitalların yandan bir-birini örtməsi nəticəsində əmələ gəlir: p-p,   p-d, 
d-d və s. 
 

-  rabitə  d-d  orbitalların  bir-birini  özünə  məxsus    formada  örtməsi  sayəsində 
əmələ gəlir. 
 
3.  Metal  rabitəsi.  Metal  rabitəsi  metallarda  mövcud  olan  rabitədir.  Bu  tip  rabitə 
metallar və onların əmələ gətirdikləri xəlitələr ( ərintilər) üçün xarakterikdir. 
ion 
kovalent 

 
30
 
Metal  rabitəsinin  əmələgəlmə    mexanizmi  təxminən  belədir.  Metal  atomlarında 
valent  elektronları  nüvə  tərəfindən  zəif  cəzb  olunduğu  üçün,  atomlar  onları  asanlıqla 
itirərək  müsbət  yüklü  iona  çevrilirlər.  Atomlardan  qopmuş  nisbətən  sərbəst  elektronlar 
ümumiləşib “elektron qazı ”  şəklində kristal  qəfəsinin  müsbət  ionları arasında  hərəkət 
edərək  onları  birgə  saxlayır.  Metal  rabitəsi  kovalent  rabitəyə  oxşayır.  Hər  iki  rabitə 
valent  elektronlarının  ümumiləşməsi  hesabına  əmələ  gəlir.  Lakin  valent  elektronları 
metalda bütün kristal üçün ümumi olduğu halda, kovalent rabitələri birləşmələrdə yalnız 
rabitə yaradan qonşu atomlar üçün ümumi olur. 
 Bu səbəbdən metal rabitəsi möhkəmliliyi  
və istiqamətliliyi ilə  kovalent rabitədən 
fərqlənir. Metalların yüksək elektrik keçiriciliyi, 
istilik keçirməsi, yüksək ərimə temperaturu, 
işığı əks etdirilməsi xassələri  metal rabitəsi ilə 
əlaqəlidir. 
 
 
 
 
 

 
31
HİBRİDLƏŞMƏ 
 
Kovalent rabitənin əmələ  gəlməsində  müxtəlif  vəziyyətlərdə olan elektronlar  məs., 
s və p də iştirak edir. Belə güman etmək olar ki, bu rabitələr qiymətcə bir-birindən fərqli 
olar.  Lakin  təcrübə  göstərir  ki,  onlar  eyni  qiymətlidir.  Bu  hadisə  hibridləşmə  hadisəsi 
adlanır.  
Deməli  hibridləşmə  -  müxtəlif  orbitallardan  eyni  enerji  və  formaya  malik 
orbitalların əmələ gəlməsi prosesidir. Alınan orbitallar hibrid orbitallar adlanır.  
Valent orbitalların hibridləşməsinin BeCl
2
, BCl
3
, CH
4
 molekullarının əmələ gəlməsi 
misalında nəzərdən keçirək. 
1.  BeCl
2

Be
4
-un elektron konfiqurasiyası. 
a) Normal hal: 1s
2
 2s
2
 2p
0
 
b) Həyəcanlanmış hal: 1s
2
 2s
1
 
0
0
1
2
2
2
z
y
x
p
p
p
 
 s və p elektronlar arasında  hibridləşmə həyəcanlanmış halda baş verir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
        Belə hibrid vəziyyətində Be, iki  Cl atomu ilə  birləşərək BeCl
2
 molekulunu əmələ 
gətirməlidir. 
 
 
 
 
 
2.  BCl
3
 
             
             
B
1
-un elektron konfiqurasiyası 
  a) Normal hal: 1s
2
 2s
2
 
0
0
1
2
2
2
z
y
x
p
p
p
 
  b) Həyəcanlanmış hal: 1s
2
 2s

0
1
1
2
2
2
z
y
x
p
p
p
 
B atomunun hibridləşməsində bir s  və iki p – elektron iştirak edir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hibridləşmə  
s + p orbitallar           
sp- hibridləşmə 
iki sp hibrid orbitalı 
Hibridləşmə 
s-p-p orbitallar 
sp
2
– hibridləşmə  
üç s-p
2
 hibrid orbitalı 

 
32
Bu hibrid orbitalları üç  Cl atomı ilə BCl
3
 molekulunu əmələ gətirir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
           3. CH
4
 
C
6
 -nun elektron konfiqurasiyası 
  a) Normal hal: 1s
2
 2s
2
 2p

  b) Həyəcanlanmış hal: 1s
2
 2s

1
1
1
2
2
2
z
y
x
p
p
p
 
C atomunun  hibridləşməsində bir s və üç p – elektronları iştirak edir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
C  atomu  belə  hibrid  vəziyyətində  üç  H  atomu  ilə  birləşərək  CH
4
  molekulunu 
əmələ gətirir. 
 
 
 
 
 
 
 
Molekullararası qarşılıqlı təsir qüvvəsinin  (MQTQ) ilk dəfə 1871-ci ildə holland 
alimi Van-der Vaals  müşahidə etmişdir.  
Bu qüvvələrin 3 tipi var: 
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©azkurs.org 2016
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə